quimica fisica

Unidad 1
Primera Ley en sistemas con
reacción química
Termoquímica y Calorimetría

Primer principio con reacción química. Termoquímica. Calorimetría.
Distintos tipos de calorímetros.
Calores de reacción y de formación: determinación experimental.
Ecuaciones termoquímicas. Leyes de la termoquímica. Dependencia
del calor de reacción con la temperatura: ecuación de Kirchoff.
Cálculo de latemperatura teórica de una llama.
Entalpía de enlace
Smith Van Ness Abbott 7ma Ed. Cap 4
Castellan 2da Ed. Cap 7

7

Termoquímica: estudia los cambios en calor que
acompañan a las reacciones químicas.


Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía,
generalmente en forma de calor.



Muchas veces el cambio en energía que se produce durante las reacciones
químicases tan o mas importante que la masa de las sustancias que
produce la reacción.
Energía

a A + b B + ….

Estado Inicial

c C + d D + ….

Estado Final
8

1

Termoquímica

9

Primera Ley de Termodinámica
La energía se conserva: ∆U=Q+W
U=U(T,V)

 U 
 U 
dU  
 dT  
 dV
 T V
 V  T
 U 
Cv   
 T V

 U 
dU  CvdT  
 dV
 V  T

dU CvdT
T2

U   CvdT
T1

U  Qv
T2

Qv  U   CvdT
T1

1) Procesos a V=cte
2) Cuando U es independiente de V sin
importar el proceso. Fluidos Incompresibles
y gases ideales

Procesos a V=cte
mecanicamente reversible
10

2

Entalpía molar o específica
H=H(T,P)
 H 
 H 
dH  
 dT  
 dP
 T  P
 P  T
 H 
Cp  

 T V

 H 
dH  CpdT 
 dP
 P  T

1) Procesos a P=cte
2) Cuando H es independiente de P sin
importar el proceso. Gases ideales (y a ↓P)

dH  CpdT
Procesos a P=cte mecanicamente reversible, donde no hay
flujo, o de flujo continuo con ∆Ep y ∆Ec despreciables

H  QP
T2

QP  H   CpdT
T1



La mayoría de los cambios se producen en
recipientes abiertos, de modo que se pueden
producir cambiosen el volumen



11

P = cte
Los cambios térmicos a presión constante se
expresan en términos una función de estado,
denominada entalpía (H) o contenido de calor.
Esta función de estado es definida por la relación:
H = U + PV

12

3

Entalpía molar o específica
H=U+PV
H  U  P V
Esta ecuación nos dice que el cambio de entalpía a P=cte
 = aumento de la energía interna U+ W presión-volumen
Por lo tanto a presión constante, ∆H representa el calor absorbido Qp, por un
dado sistema, que va de un estado inicial a un estado final, o sea que
T2

Q  H   CpdT
T1

13

Dependencia de la capacidad calorífica con T
Además:

Cv gi Cp gi

1
R
R

Cp
 A  BT  CT 2  DT  2
R
1 1
Cp
B 2
C 3
2
3
dT  A(T2  T1 )  (T2  T1 )  (T2  T1 )  D T T
R
2
3
2
 1
T1

T2







14

4

Calor latente de sustancia pura
Cantidad de calor absorbido (o liberado) por unidad de masa de una
sustancia para cambiar de estado de agregación. Ej: calor necesario
para pasar del estado líquido al gaseoso es el calor latente de
vaporización

H  TV

dP sat
dT

15

Calor latente de sustancia pura


Estimacionesaproximadas de los calores latentes de
vaporización para líquidos puros en sus Puntos de
ebullición normal están dados por






La regla de Trouton

H n
 10
RT n

La ecuación de Riedel

Método de Watson

16

5

Calor estándar de reacción


Entalpía de reacción
 que

es una función de estado
 que es una propiedad extensiva, es decir, depende
de la cantidadde materia involucrada.

17

Calor estándar de reacción


Ley de Lavoisier-Laplace (1780)
 El

cambio energético que acompaña a una reacción
química es de magnitud igual, pero de signo opuesto
al que va asociado a la reacción de sentido opuesto

C(s)  O2 (g)  CO2 (g)
CO2 (g)  C(s)  O2 (g)

H = -393.5 kJ
H = 393.5 kJ

H: función de estado
18

6

Calor estándar...